1.Азот.

Молекулярный азот обладает крайне низкой реакционной способностью, что обусловлено наличием в молекуле N₂ прочной тройной связи, а также неполярностью молекулы. При комнатной температуре N₂ реагирует лишь с некоторыми сильными восстановителями, например, литием: 6Li + N₂ = 2Li₃N

реагент	N2
Кислород
Сера	Не реагирует
Галогены	Не реагирует
водород	N2 + ЗН2 = 2NH3 (при температуре 400 С и катализатор железо)

Фосфор и азот образуют нитрид P₃N₅. Для образования нитрида магния Mg₃N₂ из простых веществ требуется нагревание до 300 ^оС. Нитриды активных металлов представляют собой ионные соединения, гидролизующиеся водой с образованием аммиака.

Оксиды.

Оксид азота(I) N₂O. При комнатной температуре N₂O — бесцветный газ без запаха, сладковатый на вкус, малорастворимый в воде. При вдыхании в небольших количествах N₂O вызывает судорожный смех, поэтому его называют «веселящим газом». Молекула N₂O линейная, малополярная. Оксид азота(1) получают термическим разложением нитрата аммония при температуре немного выше температуры его плавления:

NH₄NO₃=N₂O+2H₂O

Оксид азота(1) не взаимодействует с водой, но формально его можно рассматривать

как ангидрид азотноватистой кислоты H₂N₂O₂, при разложении которой он образуется:

H₂N₂O₂= N₂O + H₂O

Оксид азота(1) является окислителем. В нем, как в кислороде, вспыхивает тлеющая лучинка, и ярко горит зажженная сера. В газовой фазе он восстанавливается водородом до азота: N₂O + Н₂ = N₂ + Н₂O

при поджигании смеси N₂O с NH₃ происходит оглушительный взрыв:

3N₂O + 2NH₃ = 4N₂ + 3H₂O

В то же время при контакте с сильными окислителями N₂O проявляет себя как восстановитель. Он медленно обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия:

5N₂O + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 10NO + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + ЗН₂О

При нагревании выше 600 °С оксид азота(1) разлагается со взрывом: 2N₂O= 2N₂ + O₂

Об этом необходимо постоянно помнить, проводя разложение нитрата аммония, и никогда не допускать перегрева реакционной смеси. Оксид азота(1) нетоксичен.

Оксид азота(II) NO. При комнатной температуре NO — бесцветный газ. Он растворим в воде, но с ней не реагирует. Формально NO соответствует нитроксиловая кислота H₄N₂O₄.

Оксид азота(II) — типичный восстановитель. Он обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия: 5NO + 3KMnO₄ + 2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 3KNO₃ + Mn(NO₃)₂ + 2Н₂O

легко окисляется кислородом: 2NO + O₂ = 2NO₂

Менее характерны для NO окислительные свойства. Например, при взаимодействии

с сильными восстановителями образуется азот: 2NO + 2H₂S = N₂ + 2S + 2Н₂O

При взаимодействии с расплавленной щелочью NO диспропорционирует:

6NO + 4КOН = N₂ + 4KNO₂ + 2Н₂O

В лабораторных условиях оксид азота(II) получают действием на медь разбавленной HNO₃: 8HNO₃ + 3Cu = 3Cu(NO₃)₂ + 4Н₂O + 2NO

Оксид азота(III) n2o3.

Это соединение очень неустойчиво и существует только при низких температурах. В твердом и жидком состоянии это вещество окрашено в ярко-синий цвет; выше 0 ^oС оно разлагается:

N₂O₃ = NO + NO₂

Молекула N₂O₃ плоская. В отличие от N₂O и NO оксид азота(III) — типичный кислотный оксид, в ледяной воде он растворяется с образованием голубого раствора азотистой кислоты: N₂O₃+ Н₂O = 2HNO₂

При взаимодействии с щелочными растворами N₂O₃ количественно превращается

в нитриты: N₂O₃ + 2NaOH = 2NaNO₂ + Н₂O

Оксиды азота(IV): NO₂ и N₂O₄. Оксид азота(IV) в широком интервале температуры

существует в виде равновесной смеси мономера NO₂ и димера N₂O₄.

Равновесие: ( Бурый газ парамагнитен) 2NO₂ N₂O₄ (Бесцветный газ диамагнитен)

Молекула NO₂ имеет угловую форму. Молекула N₂O₄ в газовой и твердой фазах является плоской. Поскольку в водных растворах соединения азота в четных степенях окисления не существуют, происходит диспропорционирование на азотную и азотистую кислоты: N₂O₄ + Н₂O = HNO₃ + HNO₂

Последняя устойчива лишь на холоде, а при комнатной температуре и выше диспропорционирует на NO и HNO₃, поэтому при комнатной и более высоких температурах реакция протекает по уравнению: 3NO₂ + Н₂O = 2HNO₃ + NO

Диоксид NO₂ — сильный окислитель, в атмосфере которого горят углерод, сера, многие металлы: С + 2NO₂ = СO₂ + 2NO